ppt - ChidS

Experimentalvortrag AC
Wasserstoffperoxid
H2O2
Andrea Ost
Gliederung
1. Sicherheitshinweise
2. Herstellung
2.1 Nachweise
3. Eigenschaften
3.1 Physikalische
3.2 Chemische
4. Anwendungsgebiete
5. Vorkommen in der Natur
6. Physiologisches
7. Schulrelevanz
1. Sicherheitshinweise
• Gefahrensymbole:
O
Brandfördernd
C
Ätzend
• Sicherheitshinweise:
• Beim Erwärmen explosionsfähig
• Verursacht schwere Verätzungen
• geeignete Schutzkleidung,
Schutzhandschuhe, Gesichtsschutz tragen
1. Sicherheitshinweise
2. Herstellung
2.1 Nachweise
3. Eigenschaften
3.1 Physikalische
3.2 Chemische
4. Anwendungsgebiete
5. Vorkommen in der Natur
6. Physiologisches
7. Schulrelevanz
2. Herstellung
Historisches zur Herstellung
• 1818: Entdeckung von H2O2
durch Louis Jacques Thénard
(Erfinder des Thénards-Blau)
 Er stellte diese Chemikalie durch Zersetzen von
Bariumperoxid her!
2. Herstellung
Versuch 1
Herstellung von H2O2
2. Herstellung
Versuch 1
Herstellung von H2O2
BaO2 (s) + 2 HNO3 (aq)
Ba2+(aq) + NO3-(aq) + H2O2 (aq)
O22-(aq) + 2 H3O+(aq)
H2O2 (aq) + 2 H2O
2. Herstellung
2.1 Nachweis
-2
-1
[TiOSO4] . n H2O (aq) + H2O2
-1
[Ti(O2)SO4] . n H2O
(aq)
-2
+ 2 H2O
gelb-orange
Nebenreaktion:
Ba2+(aq) + SO42-(aq)
BaSO4 (s) ↓
weiß
schwerlöslich
2. Herstellung
Großtechnische Herstellung
• Früher: elektrolytische Oxidation von Schwefelsäure/
Sulfat-Lösungen
• Heute: Anthrachinon-Verfahren
 H2O2 fällt im Produktionsprozess als wässrige
Lösung an (15-40%)
 Reinigung und anschließende Destillation (50-70%)
 Stabilisierung und Lagerung oder weiteres
Aufkonzentrieren, z.B. durch erneute Destillation
oder Gefrierkristallisation
2. Herstellung
Crystallized H2O2 100%
2. Herstellung
Das Anthrachinonverfahren
H2
Katalysator (Pt)
40°C; 5 bar
OH
O
R
R
O
Anthrachinon
H2O2
30-80°C;
5 bar
OH
Anthrahydrochinon
O2
1. Sicherheitshinweise
2. Herstellung
2.1 Nachweise
3. Eigenschaften
3.1 Physikalische
3.2 Chemische
4. Anwendungsgebiete
5. Vorkommen in der Natur
6. Physiologisches
7. Schulrelevanz
3. Eigenschaften von H2O2
3.1 Physikalische Eigenschaften von H2O2
• Fast farblose Flüssigkeit, in dicker Schicht bläulich
• Hoch konzentriertes H2O2 ist sirupös
(Wasserstoffbrückenbindungen)
H2O2 rein
-0,4 °C
• M(H2O2) = 34,02 g/mol
• Dichte: 1,45 g/cm3
• Im Handel (Labor): 30%-Lsg.
H2O2 rein
+ 150 °C
3. Eigenschaften von H2O2
3.2 Chemische Eigenschaften von H2O2
• Sehr schwache Säure
• H2O2 hat die Strukturformel
----
----
H-O-O-H
----
----
• Die Kette ist allerdings nicht linear, sondern verdrillt
3. Eigenschaften von H2O2
• Die BE beträgt 144 kJ/mol
 Abstoßung immer
noch vorhanden
 O-O-Bindung
schwach!
 H2O2 =
metastabile Verbindung
 Starkes Zerfallsbestreben!
3. Eigenschaften von H2O2
Zersetzung:
-1
2 H2O2
-2
0
2 H2O + O2 (g)
∆H = - 98 kJ/mol
Initiierung durch OH - Radikale:
H2O2
2 OH(aq)
H2O2 + OH(aq)
HO2 (aq) + H2O2
∆H = 211 kJ/mol
H2O + HO2 (aq)
H2O + O2 (g) + OH(aq)
3. Eigenschaften von H2O2
Bedingungen für Zersetzung:
• Erhöhte Temperatur
• Spuren von Schwermetallionen
(z.B. Fe3+, Mn2+)
• Alkalisch reagierende Stoffe
(z.B. Alkalimetalle)
 Evtl. plötzliche Explosion!
Gegenmaßnahmen:
• Zugabe von Stabilisatoren
(Phosphate und Stannate = Chelatbildner)
3. Eigenschaften von H2O2
Redoxamphoterie
– H2O2 wirkt häufig oxidierend (in saurer + alkal. Lsg.)
– Gegenüber starken Oxidationsmitteln wirkt es jedoch
reduzierend
 H2O2 kann sowohl als Oxidations- als auch als
Reduktionsmittel fungieren!
3. Eigenschaften von H2O2
Versuch 2
Wasserstoffperoxid als
Oxidationsmittel
3. Eigenschaften von H2O2
Versuch 2
Wasserstoffperoxid als Oxidationsmittel
MnSO4 (s) + 2 OH-(aq)
Mn(OH)2 (aq) + SO42-(aq)
Redoxgleichung
+2
-1
Mn(OH)2 (aq) + H2O2 (aq)
+4
-2
-2
MnO(OH)2 (s) + H2O
braunschwarz
3. Eigenschaften von H2O2
Versuch 3
Wasserstoffperoxid als
Reduktionsmittel
3. Eigenschaften von H2O2
Versuch 3
Wasserstoffperoxid als Reduktionsmittel
-1
Oxidation
5 H2O2 (aq)
0
5 O2 (g) + 10 H+(aq) + 10 e-
+7
Reduktion
2 MnO4-(aq) + 10 e-
+2
2 Mn2+(aq) + 8 O2-(aq)
Redoxgleichung
+7
2
MnO4-(aq)
violett
-2
+6
H3O+(aq)
-1
+ 5 H2O2 (aq)
+2
-2
2 Mn2+(aq) + 14 H2O
blassrosa
0
+ 5 O2 (g)
1. Sicherheitshinweise
2. Herstellung
2.1 Nachweise
3. Eigenschaften
3.1 Physikalische
3.2 Chemische
4. Anwendungsgebiete
5. Vorkommen in der Natur
6. Physiologisches
7. Schulrelevanz
4. Anwendungsgebiete
Chem.
Industrie
Papierindustrie
Waschmittelzusätze
Textilindustrie
H2O2
Antriebssysteme
Wasserbehandlung
Kosmetik
Desinfektion
4. Anwendungsgebiete
Von Degussa produziertes H2O2
Eigener
Captive
Use Verbrauch
14%
14%
Verschiedenes
Verschiedene
9%
9%
Umweltschutz
Umweltschutz
3%3%
Textil
9% Textil
9%
Chem.
Industrie
Chem.
Industrie
10%
10%
Papierindustrie
Papierindustrie
55%
55%
4. Anwendungsgebiete
Demo 1
Deinking/ Chlorfreie Bleiche
4. Anwendungsgebiete
Demo 1
Deinking/ Chlorfreie Bleiche
-1
H2O2 +
-2
OH-(aq)
-1
HO2-(aq)
-2
-1
H2O + HO2-(aq)
-2
0
OH-(aq) + [O](g)
nascierender
Sauerstoff
4. Anwendungsgebiete
Demo 2
Blondierung mit H2O2
4. Anwendungsgebiete
Demo 2
Blondierung mit H2O2
Melanozyten
MelaninKörner
• Basen quellen das Haar auf
• H2O2 kann eindringen und Melanin oxidieren
4. Anwendungsgebiete
Beispiel Eumelanin
R
O
• Durch Angriff der
Hydroperoxidanionen:
Ringöffnung
N
H
O
R
 Delokalisation der Elektronen eingeschränkt
 Haarfarbe wird aufgehellt
4. Anwendungsgebiete
Versuch 4
„Elefantenzahnpasta“
4. Anwendungsgebiete
Versuch 4
„Elefantenzahnpasta“
-1
-1
I-(aq) + H2O2
+1-2
-1
IO-(aq) + H2O2
+1-2
-2
IO-(aq) + H2O
-1
I-(aq)
+ H2O (g) ↑ + O2 (g)↑
-2
0
4. Anwendungsgebiete
Verwendung von H2O2 für Raketenantriebe
Degussa ist der weltweit zweitgrößte
H2O2-Produzent (600.000 t/a)
 Auftrag von russischer Weltraumbehörde:
50 t H2O2 (82,5%) bis 2009 für Sojus-Raketen
Lieferung nach Kourou (Französisch-Guayana)
 in Spezial-Behältern (gebeizt, passiviert)
 mit Temperatur- und GPS-Überwachung
4. Anwendungsgebiete
„Das flüssige H2O2 zersetzt sich an einem Schwermetallkatalysator unter großer Hitzeentwicklung. Es entstehen
gasförmiger Sauerstoff und Wasserdampf. Gemeinsam
treiben diese die Turbopumpen an, die mit 20.000 bis
30.000 Umdrehungen pro Minute durch Schaufelräder das
Kerosin und den flüssigen Sauerstoff als Oxidator in die
Raketentriebwerke drücken.“
Dr. Norbert Nimmerfroh,
Leiter Anwendungstechnik
4. Anwendungsgebiete
4. Anwendungsgebiete
Versuch 5
„Raketenstart“
4. Anwendungsgebiete
Versuch 5
„Raketenstart“
+4 -2
-1
+6 -2
MnO2 (s) + H2O2
+6 -2
-1
"MnO3"(s) + H2O2
-2
"MnO3"(s) + H2O
+4 -2
-2
0
MnO2 (s) + H2O + O2 (g) ↑
Gesamt
-1
[MnO2 (s)]
2 H2O2
-2
0
2 H2O + O2 (g)↑
Katalytische
Zersetzung
4. Anwendungsgebiete
Versuch 6
Nachweis von H2O2 in Waschmitteln
durch Chemolumineszens
4. Anwendungsgebiete
Versuch 6
Nachweis von H2O2 in Waschmitteln
Viele Waschmittel enthalten Natriumperborat
HO
2 Na+
-2
O
B
HO
-1
O
OH
B
O
-2
Na2[B2(O2)2(OH)4](s) + 2 H2O
O
6 H2O
OH
-1
+
2 H2O2 + 2 Na
-2
+
2
H
BO
(aq)
2
3 (aq)
4. Anwendungsgebiete
Gesamtreaktion
NH2 O
NH
NH
O
Luminol
+ 2 H2O2 + 2 Na+(aq) + 2 OH-(aq)
- hv
NH2 O
O Na
O Na
+ 4 H2O + N2 (g)
O
Aminophtalsäuredianion
4. Anwendungsgebiete
Reaktionsmechanismus der Luminol - Reaktion
NH2
O
NH2
C
C
NH
NH
NH2
O
OH-(aq)
+2
- 2 H2O
C
C
O
O
O
NH2
C
N
+
O22-(aq)
+ H2O2
N
- 2 OH-(aq)
O
O
O
C
N
N
N
C
C
O
O
Diazachinon
N
- N2 (g)
4. Anwendungsgebiete
NH2
O
NH2
O
O
C
C
O
O
O
C
C
O
O
Triplett Dianion (T1)
(angeregter Zustand)
NH2
NH2
O
O
C
C
O
O
O
- hv
O
C
C
O
O
Singulett Dianion (S1)
(angeregter Zustand)
Singulett Dianion (S0)
(Grundzustand)
Aminophtalsäuredianion
1. Sicherheitshinweise
2. Herstellung
2.1 Nachweise
3. Eigenschaften
3.1 Physikalische
3.2 Chemische
4. Anwendungsgebiete
5. Vorkommen in der Natur
6. Physiologisches
7. Schulrelevanz
5. Vorkommen in der Natur
Wo findet man Wasserstoffperoxid?
Medium
Wasser
Luft
Lebewesen
Meßpunkt
H2O2 - Werte
Grundwasser
2 µg / L
Meerwasser
10 µg / L
Flußwasser
100 µg / L
Umgebungsluft
6 µg / L
Blaualgen
50 µg / L
Gemüse
3000 µg / L
Bombardierkäfer
28,5 % (!!)
5. Vorkommen in der Natur
Der afrikanische Bombadierkäfer
• ca. 1 cm groß
• besitzt ein effektives „Waffensystem“:
– Sammelblase: Hydrochinon und 28,5% H2O2
– Explosionskammer:
Peroxidasen
 Bei Bedrohung:
Produktion +
Ausstoß eines 100°C
heißen Gas-/ChinonGemisches
1. Sicherheitshinweise
2. Herstellung
2.1 Nachweise
3. Eigenschaften
3.1 Physikalische
3.2 Chemische
4. Anwendungsgebiete
5. Vorkommen in der Natur
6. Physiologisches
7. Schulrelevanz
6. Physiologisches
Wasserstoffperoxid und der Organismus
Zellgift (oxidiert Zellbestandteile)
 Antibakterielle Wirkung
 Verwendung als Desinfektionsmittel
Aber: H2O2 wird im Körper gebildet!
 Hyperoxidanionen (O2- ) entstehen als Nebenprodukt
des Stoffwechsels/ Atmungskette
 bei deren Abbau wird H2O2 freigesetzt
- 1/2
2
O2-(aq)
+2
H+(aq)
-1
0
H2O2 (aq) + O2 (aq)
6. Physiologisches
Versuch 7 und 8
Der H2O2 Killer
6. Physiologisches
Versuch 7 und 8
Der H2O2 Killer
N
N
Fe
N
O
Katalase
OH
N
O
Reaktives Zentrum
OH
6. Physiologisches
Versuch 7 und 8
Der H2O2 Killer
+3
III
Por Fe
+4
-1
+ H2O2
-2
Por
-1
Por + FeIV=O + H2O2
+
+4
-2
IV
-2
Fe =O + H2O
+3
III
Por Fe
0
-2
+ O2 (g) ↑ + H2O
1. Sicherheitshinweise
2. Herstellung
2.1 Nachweise
3. Eigenschaften
3.1 Physikalische
3.2 Chemische
4. Anwendungsgebiete
5. Vorkommen in der Natur
6. Physiologisches
7. Schulrelevanz
Schulrelevanz
Hessischer Lehrplan G8
• 10 G
Redoxreaktionen + Oxidationszahlen
• LK 11 G2 fakultativ: modifizierte Naturstoffe (Papier)
• GK 12 G1 fakultativ: Nachweisreaktionen
• LK 12 G1 Aktivierungsenergie + Katalyse/Katalysatoren
fakultativ: Enzymkinetik (im Stoffwechsel)
fakultativ: Nachweisreaktionen
• LK 12 G2 Waschmittel (Inhaltsstoffe)
Umweltchemie (Abwasserreinigung)
• GK/LK 12 Großtechnische Verfahren